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[化学]第三章 酸碱解离平衡

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酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡

酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡

01
沉淀的生成或溶解会改变溶液 中离子的浓度，进而影响酸碱 解离平衡。
02
在沉淀-溶解平衡过程中，沉淀 的生成或溶解会消耗或释放氢 离子或氢氧根离子，从而影响 酸碱解离平衡。
离平衡的移动，例如某些 难溶性盐的溶解度与溶液的pH 值有关。
酸碱解离平衡与沉淀-溶解平衡的相互影响
01
02
03
酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡 是相互依存的，它们之间存在动 态的相互作用。
在一定条件下，酸碱解离平衡和 沉淀-溶解平衡可以相互转化， 例如某些弱酸或弱碱在水溶液中 可以形成离子对或共轭酸碱对。
在实际应用中，了解酸碱解离平 衡与沉淀-溶解平衡的相互影响 对于化学反应的调控和分离提纯 等方面具有重要意义。
4. 用分光光度计测定上清液中待测离 子的吸光度，分析酸碱解离平衡和沉 淀-溶解平衡之间的相互影响。
05 酸碱解离平衡和沉淀-溶 解平衡的实际应用
在化学工业中的应用
01 02
酸碱反应控制
酸碱解离平衡在化学工业中用于控制反应条件，例如中和反应、酸洗、 碱洗等过程。通过调节酸碱度，可以实现对反应速度、产物纯度和产率 的优化。
02
沉淀-溶解平衡是化学平衡的一种 ，也是热力学平衡的一种表现。
影响沉淀-溶解平衡的因素
01
02
03
温度
温度对沉淀-溶解平衡有显 著影响，一般来说，温度 升高，溶解度增大，反之 亦然。
浓度
溶液中溶质的浓度对沉淀溶解平衡也有影响，一般 来说，浓度越高，沉淀的 量越多。
溶液的离子强度
溶液的离子强度对沉淀-溶 解平衡也有影响，一般来 说，离子强度越高，溶解 度越低。
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第三章 酸 碱 理 论和水的解离平衡和溶液的pH

第三章 酸 碱 理 论和水的解离平衡和溶液的pH

二、溶液的pH
在水溶液中同时存在H+和OH-，它们 的含量不同，溶液的酸碱性也不同。 pH：定义为氢离子活度的负对数值。
pH lgaH
在稀溶液中，浓度和活度的数值十分接 近，可用浓度的数值代替活度。 pH = -lg[H+]
21
由于 [H+]· [OH-]＝ Kw 对 [H+]· [OH-]＝ Kw 两边取负对数得： （－lg[H+]）＋（－lg[OH-] ）=－lg Kw
中性物质，如金属离子Na+，Ca+等。

(3) 在酸碱质子理论中，排除了盐的概念。

(4) 酸碱质子理论体现了酸和碱这对矛盾相互转化
和相互依存的关系，并且扩大了酸碱物质的范围。
5
（二）酸碱反应的本质
酸碱半反应式 : 酸 H+ + 碱
例如HAc在水溶液中的存在两个酸碱半反应：
酸碱半反应1
酸碱半反应2
+
－ 4 － 4
12
将各种不同强度的酸拉平到溶剂化质子
（在这里是水化质子H3O+）水平的效应 称为拉平效应(leveling effect)。
具有拉平效应的溶剂称为拉平性溶剂。
13
区分效应：酸碱强度被溶剂区分开来的 作用。
在冰醋酸中，酸的强度顺序：
14
HClO4＞HBr＞HCl＞H2SO4＞HNO3 区分溶剂 ：可把酸碱强度区分开来的溶剂。
§3.4 水的解离平衡和溶液的pH
Dissociation equilibrium of Water
and pH of Solution
17
§3.4 水的解离平衡和溶液的PH
一、水的解离平衡 H2O＋H2O 质子自递反应

第三章 酸碱解离平衡

第三章 酸碱解离平衡
概念
举例说明：
50 mL 纯水 pH = 7 50 mLHAc—NaAc (c(HAc)=c(NaAc)=0.10mol· -1) L pH = 4.74 加入1滴(0.05ml) 1mol· -1 HCl L pH = 3 加入1滴(0.05ml) 1mol· -1 NaOH L pH = 11
H2O H++OH-
实验测得295K时，1L纯水中仅有10-7 mol水分子电离， 所以[H+]=[OH-]=10-7 mol· -1。根据化学平衡原理， L
Kw=[H+] [OH-]=1.0×10-14
Kw称为水的离子积常数。简称水的离子积。
Kw意义：一定温度下，水溶液中[H+] 和[OH-]之积为 一常数，温度升高， Kw增大，但常温下一般可认为 Kw=1.0×10-14。
Ac–和H2O，当达到新平衡时， c(Ac–)略有增加， c(HAc)略有
19 减少， c ( Ac ) 变化不大，因此溶液的c(H+)或pH值基本不变。

c ( HAc )
缓冲溶液pH值的计算
弱酸弱碱盐组成的缓冲溶液:HAc—NaAc，H2CO3—NaHCO3
初始浓度 平衡浓度 HA ca ca – x H+ 0 x + A－ cs cs + x
x y x
( x y z )( x y ) 0 . 100 x x
2

x
2
0 . 100 x
K 1 1 . 32 10
θ 4
7
又 K 1 很小，
4 1
θ
则
0 . 100 x 0 . 100
4

03酸碱平衡和pH的计算

03酸碱平衡和pH的计算

酸碱的强度
影响酸碱强弱的因素： 酸碱本身给出或接受质子的能力
+ 酸碱 质 子
溶剂给出或接受质子的能力
-
+ H A c H O A c + + H O 2 3
水溶液中，酸碱的强弱用其离解常数Ka或Kb衡量。
酸碱离解常数的定义
酸
[ c (H O )/ c][ c (Ac )/ c] 3 K θ c (HAc)/ c
HA2- = Ka1 Ka2 [H+] / ([H+]3 + Ka1 [H+]2+ Ka1 Ka2 [H+]+ Ka1 Ka2 Ka3)
H2A= HA2-
Ka1 [H+]2
[H+] p[H+]
=
= =
Ka1 Ka2 [H+]
Ka2 pKa2
溶液中离子浓度的计算
• 以NaHCO3为例，溶于水后，水中的离子和分子有： H2O,Na+ 无需计算或直接得到 H+和OH确定H+后，就可以确定OHHCO3-，CO32-, H2CO3: 确定氢离子浓度后，可 根据分布系数和总浓度进行计算 • 综上所述,溶液中各存在形式平衡浓度的计算可归结 为H+浓度的获得
如何获得H+浓度
• 常用的简单溶液，使用下面介绍的近似式进行 计算
• 不能满足近似式要求的，可以使用平衡关系进 行精确或部分近似计算 • 混合溶液或复杂溶液，根据化学平衡关系进行 理论计算比较困难且不准确，通常用pH计(酸 度计)测量
酸碱溶液pH值的近似计算
• • • • • 强酸（碱） 一元弱酸（碱） 记忆，会用 多元弱酸（碱） 最简近似公式 两 性 物 质 混合酸碱……………根据平衡关系计算， 特别掌握一种特殊的 混和酸碱----缓冲溶液

南医化学第三章酸碱解离平衡

南医化学第三章酸碱解离平衡

表达式： 表达式：
离 度 α) = 解 (
已 解 弱 解 分 数 离 的 电 质 子 ×100 ％ 溶 中 有 弱 解 分 总 液 原 的 电 质 子 数
电解质愈弱，解离度就愈小 电解质愈弱，解离度就愈小!
20
解离度的大小可通过测定电解质溶液 解离度的大小可通过测定电解质溶液 的依数性如△ 等求得。 的依数性如△Tf、△Tb或Π 等求得。
∆Tb = K b ⋅ bB ∆T f = K f ⋅ bB
∏渗透 = RT ⋅ cB = K ⋅ cB
21
弱电解质的离解平衡 （Dissocation equilibrium of weak electrolyte） ）
一元弱酸、 (一）一元弱酸、弱碱的解离平衡 (二） 多元弱酸或弱碱的离解 二
HAc
H + + Ac19
在平衡状态下，弱电解质在水溶液中的解离程度的 在平衡状态下， 大小可以定量地用解离度来表示： 大小可以定量地用解离度来表示： 解离度来表示 解离度(degree of ionization)：符号为 解离度 ：符号为α 是指在一定温度下当解离达到平衡时， 是指在一定温度下当解离达到平衡时 ， 已解离的分 子数与解离前分子总数之比。 子数与解离前分子总数之比。
强电解质(strong electrolyte)： 在水溶液中 强电解质 ： 能完全解离成离子的化合物。 能完全解离成离子的化合物。
特点： 、不可逆性； 特点：1、不可逆性； 2、导电性强； 、导电性强； 例如： 例如：NaCl HCl
离子型化合物） Na+ + Cl- （离子型化合物）
H+ + Cl-
弱电解质分子与其离子之间的平衡。 弱电解质分子与其离子之间的平衡

酸碱解离平衡

酸碱解离平衡
8
二、离子的活度和活度因子
（activity and activity coefficient) 一般来说，aB<cB， B <1。溶液愈稀，离子
间的距离愈大，阴、阳离子间的牵制作用愈
弱，离子氛和离子对出现的概率愈小，活度
与浓度间的差别就愈小。
当溶液中的离子浓度很小，且离子所带电荷
数也少时，活度接近浓度，即B 趋近于1
相同浓度的不同电解质，它们的离解度 分别与其离解平衡常数的平方根成正比。
22
2、多元弱酸碱的离解平衡
H3PO4
＋ H+ H2 PO4
θ Κ a1 [Η ][Η 2 PO4 ] 7.52 10 3 [Η 3 PO4 ]
H2 PO
4
2 HPO4 ＋ H+

Κ
2 HPO4
25
例 ：25℃时，向lL浓度为0.1mol· L-1HAc溶液 中加入0.1molNaAc，求HAc的解离度。(设溶 液总体积不变，KθHAc=1.76×10-5) 解、 HAc 0.100－x H+ ＋Acx 0.100+x
x(0.100 x ) 1.76 10 5 0.100 x
1 （3） I [b z 2 (K ) b z 2 (Br ) (Br ) 2 (K )
1 [(0.020mol kg1)( 1)2 (0.020mol kg1)( 1)2 2 (0.030mol kg1)( 2)2 (0.030mol kg1)( 2)2]
§3.2 弱电解质溶液
一、弱电解质的离解平衡 HA H + + A-
[H ][A ] θ Ki [HA]

3-2 酸碱解离平衡

3-2 酸碱解离平衡

注意
酸碱反应的术语

根据酸碱定义，酸失去质子变成碱，
碱得到质子变成酸——共轭关系。

因质子得失而相互转化的每一对酸 碱——共轭酸碱对。 (conjugated pair of acid-base) 通式 酸 H+ + 碱 酸碱半反应
例如 H2PO4H+ + HPO42NH4+ H+ + NH3 Fe(H2O)63+ H+ + Fe(H2O)5(OH)2+
胃 液 柠檬汁 醋 葡萄汁 橙 汁
唾液 牛奶 纯水 血液 眼泪 氧化镁乳
尿 液 暴露在空气中的水
2) 一元弱酸水溶液的pH
酸- acid
碱 -base
•解离平衡 (Dissolution Equilibrium)
HA(aq) + H2O(l)
H3O+(aq)+A–(aq)
[c(H3O+ )/ c ][ c(A- )/ c ] Ka (HA) = [c(HA) / c ]
凡是能给出质子(H3O+)的物质都 是酸 凡是能得到质子(H3O+)的物质都 是碱 既能给出质子又能得到质子的物 质是两性物质
如:
HCl HAC NH4+ Fe(H2O)63+
如: Cl- AC- CO32NH3 [Fe(H2O)5(OH)]2+ 如: HCO3-, H2O
质子理论中无盐的概念，电离理论中的盐， 在质子理论中都是酸、碱或是非酸非碱物质，如 NaCO3中的CO32-是碱， Na+是非酸非碱物质.
酸碱电子理论摆脱了酸必须含有H的限制，包括的范围更广。
2. 酸碱离子平衡及pH计算

吉林大学《无机化学(含实验)》第三章(2) 期末考试学习资料

吉林大学《无机化学(含实验)》第三章(2) 期末考试学习资料

吉大《无机化学（含实验）》第三章（2） 酸碱解离平衡1、酸碱滴定原理（一）变色范围 HIn H+ + In-酸式 碱式故指示剂的理论变色范围是: pH=pKHIn ±1由于人眼对深色比浅色灵敏，实际变色范围与理论推算的的变色范围并不完全相同。

pKa 理论范围 实际范围 酸色 碱色甲基橙 ~ ~ 红 黄甲基红 ~ ~ 红 黄酚酞 ~ ~ 无 红百里酚酞 ~ ~ 无 蓝注：一般而言，人们观察指示剂颜色的变化约有～单位的误差，称之为观测终点的不确定性，用△pH 来表示，一般按△pH=±来考虑，作为使用指示剂目测终点的分辨极限值。

（二）影响指示剂变色范围的因素1. 指示剂的用量对于双色指示剂用量多少对色调变化有影响，用量太多或太少都使色调变化不鲜明。

对于单色指示剂用量多少对色调变化影响不大，但影响变色范围和终点。

指示剂本身都是弱酸或弱碱，也会参与酸碱反应。

2. 温度：温度变时指示剂常数和水的离子积都会变，则指示剂的变色范围也随之发生改变。

3. 中性电解：溶液中中性电解质的存在增加了溶液的离子强度，使指示剂的表观离解常数改变，将影响指示剂的变色范围。

某些盐类具有吸收不同波长光波的性质，也会改变指示剂颜色的深度和色调。

[][][][][][]-+-+==In HIn K H HIn In H K HInHIn ,[][]HIn In pK pH HIn -+=lg [][]的颜色时，看到的是，即当－In pK pH HIn In HIn 110+≥≥-[][]的颜色时，看到的是，即当HIn pK pH HIn In HIn 1101-≤≤-4.滴定程序：为了达到更好的观测效果，在选择指示剂时还要注意它在终点时的变色情况。

例如：酚酞由酸式无色变为碱式红色，易于辨别，适宜在以强碱作滴定剂时使用。

同理，用强酸滴定强碱时，采用甲基橙就较酚酞适宜。

例：下列各种弱酸、弱碱，能否用酸碱滴定法直接测定?如果可以，应选用哪种指示剂?为什么?CH2ClCOOH，HF，苯酚，羟胺，苯胺。

酸碱解离平衡..

酸碱解离平衡..
苯 3 4
酸碱中和的实质：H+与 OH-结合生成H2O。 例： 酸： HCl、 HNO3、 H2SO4 H3PO4 碱： NaOH、 Ca(OH)2、 Fe(OH)2 酸式盐： NaHCO3、 KHSO4 碱式盐： Mg(OH)Cl、 Al(OH)SO4
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3
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电离理论是人们最熟悉和应用最多的一种酸碱 理论。其局限性： 1 把酸和碱局限在水溶液中。但许多化学反应是在 非水溶液中进行的。 2 把碱限定为氢氧化物。 3 忽视酸碱的联系和统一。
+
OH-
已知NH3的Kb为1.78×10-5，则NH4+的Ka为：
KW 1.00 10 10 Ka 5.62 10 5 Kb 1.78 10
20
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例 （ 1988 ） 10cm3 0.20 摩 / 升 NH4+ 的 （ 绝 对 ） 乙 醇 （
99.99%）溶液和10cm3 0.20摩/升C2H5ONa的（绝对）乙醇
11
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例（1988） 用凝固点降低的方法测定在100％H2SO4 中，下列酸碱平衡产物（离子）的物质的量（ n ）。 写出配平的方程式。 HNO3＋2H2SO4 产物的n＝4： HNO3＋2H2SO4＝NO2＋＋2HSO4－＋H3O＋
【 HNO3＋H2SO4＝NO2＋＋HSO4－＋H2O H2SO4 ＋H2O ＝HSO4－＋H3O＋ 】
Br-结合力强), 故水解性弱。
27
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例（2000）2.00升（标准状况测定值）氢气和5.00克氯气混合经光照后 直至检不出氯气剩余，加入9.00% NaOH溶液80.0 mL (密度d＝1.10g/mL)。 问：需要加入多少毫升0.100 mol/L的H2SO4才能使溶液呈中性？ 解：设氢气的体积已折合为标准状况，则： 氢气：2.00L/22.4L＝0.0893mol 氯气：5.00g/(35.45×2)g/mol＝0.0705mol，氢气是过量的。 H2＋Cl2＝2HCl 0.0705mol 0.141mol HCl＋NaOH＝NaCl＋H2O 0.141mol 0.141mol 80.0 mL 9.00% NaOH溶液的质量为： 80.0mL×1.10g/mL＝88.0g，其中含NaOH 质量： 7.92g/40.0g/mol＝0.198mol 吸收HCl气体后尚剩余NaOH为： 0.198mol－0.141mol＝0.057mol 中和NaOH需要的H2SO4： 2NaOH＋H2SO4＝Na2SO4＋2H2O 0.057mol 0.0285mol 需要0.100mol/L的H2SO4溶液的体积为： 28 0.100mol/L· V＝0.0285mol ，V＝0.285L＝285mL 上一页 下一页 本章目录

普通化学第五版第三章 酸碱解离平衡

普通化学第五版第三章 酸碱解离平衡

酸和碱可以是分子，也可以是正、负离子. ⒈ 酸和碱可以是分子，也可以是正、负离子. 酸和碱具有相对性. ⒉ 酸和碱具有相对性. ⒊ 没有“盐”的概念. 没有“ 的概念.
二
共轭酸碱对
共轭酸碱对
H+ + BHB HB - B- 相差一个质子
例1：下列各组属于共轭酸碱对的是 A．H3PO4—H2PO4． C. H3PO4—PO43E. H2PO4-—PO43B. H3PO4—HPO42D. H2PO4-—HPO42F. HPO42-—PO43（A、D 、F） 、 ）
α随 c而变 ；K 是T的函数，与c无关 随 而变 的函数， 无关 的函数
HAc
H+ + Ac-
[H + ][Ac − ] α c ⋅ α c α 2 c Ka = = = c(1 − α ) 1 − α [HAc]
α→小 小
1− α ≈ 1
则 Ka = α 2 ⋅ c
α=
Ka c
四 同离子效应和盐效应
x ⋅ (x + 0.10) c(H+ ) ⋅ c(Ac− ) = Ka = = 1.76 ×10 -5 0.10 − x c(HAc )
( x + 0.10) ≈ 0.10
0.10 − x ≈ 0.10
解出 x = 1.76×10-5 (mol·L-1)
1.76 ×10 −5 c( H + ) × 100% = 0 .0176 % α= ×100% = 0.10 c(HAc)
第三章 酸碱解离平衡
第一节 酸碱概念 第二节 弱酸、弱碱的解离平衡和溶液 的计算 弱酸、弱碱的解离平衡和溶液pH的计算 第三节 缓冲溶液
第一节
酸碱概念

酸碱理论与解离平衡

酸碱理论与解离平衡

酸碱的定义
01
阿累尼乌斯酸碱理论
认为凡是在水溶液中电离出的阳离子全部是氢离子的物质就是酸，电离
出的阴离子全部是氢氧根离子的物质就是碱。
02 03
酸碱质子理论
认为凡是可以释放质子（氢离子）的任何物质（分子或离子）都是酸； 凡是能接受质子的任何物质都是碱。简单地说，酸是质子的给予体，而 碱是质子的接受体。
在生物化学中的应用
1 2
生物酶活性
酸碱解离平衡在生物化学中具有重要应用，如酶 的活性受pH值影响，可以通过调节pH值来控制 酶促反应的速度。
生物分子结构
生物分子如蛋白质、核酸等在酸碱环境中会发生 解离和结合，从而影响其结构和功能。
3
生物代谢过程
酸碱平衡对于生物体的正常代谢过程至关重要， 如酸碱平衡失调可能导致代谢紊乱和疾病。
详细描述
酸解离常数通常用$K_a$表示，其计算公式为$K_a = frac{[H^+][A^{}]}{[HA]}$，其中$[H^+]$、$[A^{-}]$和$[HA]$分别表示氢离子、酸根离子和 未解离的酸的浓度。
碱解离常数的计算
总结词
碱解离常数是描述碱解离能力的参数， 其值越大表示该碱的解离能力越强。
VS
详细描述
碱解离常数通常用$K_b$表示，其计算公 式为$K_b = frac{[B^{-}] [OH^{}]}{[HB]}$，其中$[B^{-}]$、$[OH^{-}]$ 和$[HB]$分别表示碱根离子、氢氧根离子 和未解离的碱的浓度。
酸碱解离平衡的计算实例
总结词
通过具体的计算实例，可以深入理解酸碱解离平衡的计算方法。
酸碱电子理论
认为酸是任何可以接受电子的分子或离子，而碱则是任何可以给出电子 的分子或离子。

酸碱解离平衡

酸碱解离平衡
第三章 酸碱解离平衡
第一节
酸碱理论
第二节
水溶液中酸碱平衡 第三节
弱酸、弱碱溶液H3O+或OH浓度的计算
目的要求：
二、主要教学内容 1.掌握酸碱质子理论；酸、 碱、两性物质及其共轭酸 碱。 2.掌握弱电解质的解离平衡、 解离平衡常数，溶液pH的简 化计算。
1.酸碱概念的发展，酸碱 质子理论；共轭酸碱概念，酸 碱反应的本质，共轭酸碱的强 弱关系。 2.弱电解质的离解平衡、 离解平衡常数。
2.一元弱碱溶液 cb Kb > 20Kw
Ka Ka 4Ka ca [H ]= 2
+
2
K b Kb 4Kbcb [OH ]= 2
c/Kb > 400
2
c/Ka>400
[H ]= Ka c
+
[OH ]
Kbcb
【例 1 】计算 0.10mol· L-1HAc 溶液中 [H+] 和 pH 值。已知 Ka=1.74×10-5 。 解： ∵ c/Ka= c· Ka>20Kw
第三节 酸碱溶液pH的计算
酸度：溶液中H+的浓度 （pH值）。 pH=-lg[H+] pOH=-lg[OH-]
∵
∴
[H+] [OH-] = KW
pH + pOH = pKW 即 pH + pOH = 14
一、一元弱酸溶液[H3O+]的简化计算
一元弱酸HB在水溶液中，存在着两种质子传递平衡：
HB + H2O
＋
Kw
若此时也可以忽略水提供的H3O+，即 Ka· ca>20Kw， 上式中(Ka• ca + Kw)≈ Ka• ca

无机及分析化学 第三章 酸碱平衡

无机及分析化学 第三章 酸碱平衡

HC2O－4 H2O
H3O

C O2－ 24
K
a2
(H2
C
2
O
4
)

c(
H

)

c(
C2
O
2 4
)
c(HC
2
O
4
)
S2－ H2O
OH－ HS－
K
b１
(S
2
)

c(OH － ) c(HS－ ) c(S2 )
HS－ H2O
OH－ H2S
K
b２
(S
2
)

3
)
2
K
b2
(A
3
)
K
2–
a3
(H
3
A)
3–
b2
b2
K
b1
(A
3
)
解：经查表可知
K
a1
(H
3
A)

K
b3
(A
3
)

K w
K a2
(H 3A)
K
b2
(A
3
)

K w
K a3
(H 3A)
K
b1
(A
3
)

K w
Ka2 = 6.3×10-8， 即 pKa2 = 7.20 由于 Ka2·Kb2 = 10-14 所以 pKb2 = 14 - pKa2
H3O+ + A¯
K
a
(HAc
)

c(H ) c(Ac－) c(HAc)
1.8105

第三章 酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡

第三章 酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡

得质子产物
零水准
失质子产物
2 H3PO4 H2PO4-
H3O+
HPO42H2O
PO43-
忘了什O么H-吗？
比如说系数？
例2 c mol/mL的NH4 H2PO4的质子条件式
零水准——NH4+，H2PO4-，H2O [H3PO4]+ [H+] = [NH3]+ [HPO42-]+ 2[PO43-]+ [OH-]
按得失质子 相等列式子
溶液中大量存在
参与质子转移
质子条件式书写方法
等式左边——得质子后产物 等式右边——失质子 后产物根据质子得失相等原则列出质子条件式
40
例1： cmol/ml的Na2HPO4的质子条件式 零水准——HPO42-，H2O
[H2PO4-] + 2[H3PO4] + [H +] = [PO43-]+ [OH-]
水溶液的pH值
• 定义： pH= -lg［H+］ • 关系：pH+pOH=14 • 酸性pH<7 碱性pH >7 • 中性pH=7
二、弱酸、弱碱的解离平衡
• 根据酸碱质子理论，酸和碱的强度取决于物 质给出质子或接受质子能力的大小。
• 水溶剂系统中，酸或者碱给出接受质子能力 的的大小可用酸或碱的解离平衡常数Ka或Kb 来衡量。
1
强弱电解质
2
酸碱理论
3
水溶液中的酸碱平衡
4
酸碱溶液pH值的计算
5
缓冲溶液
第一节 强弱电解质
一、电解质溶液的定义及分类:
电解质 (electrolyte) 熔融或溶液状态下
强电解质

基础化学第三章 酸碱解离平衡

基础化学第三章 酸碱解离平衡
HB OH Kb B

弱碱的标准解离平衡常 数，简称为碱常数
（一）一元弱电解质的解离平衡
AB cr-crα A+ ＋Bcrα crα
平衡时
cr 2 [A ][B ] cr cr Kθ [AB] cr c r 1
小 变大 变小 变大 变大
Kθb 不变
不变 不变 不变 不变
[OH-] 变大
变小 变小 变小 变大
pH 变大
变小 变小 变小 变大
加NaOH(s) 加HCl 加NH4Cl(s) 加H2O 加NaCl(s)
0.1mol/L HAc 加HCl 加H2O 加NaAc 加NaCl
凡能给出质子(H+)的物质都是酸。 凡能接受质子(H+)的物质都是碱。
例： 共轭酸
HCl
共轭碱
H+＋Cl-
HAc H2CO3 HCO3-
H+＋AcH+＋HCO3H+＋CO32 -
NH4+
H3O+ H2O [Al(H2O)6]3+
H+＋NH3
H+＋H2O H+＋OHH+＋[Al(H2O)5OH]2+
一、强电解质溶液
强电解质: 溶液中完全解离。 弱电解质: 水溶液中只能部分解离成离子。
电解质的解离程度可以用解离度(α)来表示：
已解离的分子数 a 100% 解离前的分子总数
例：25℃时，0.1mol.L-1HAC的α= 1.34%，表示 在该溶液中每10000个HAC分子有约134个HAC 分子解离成H+ 和AC-
(德拜-休克尔极限公式)
（适用范围：对1-1型，c <0.02mol· -1） L 298K的水溶液中A值为0.509
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ห้องสมุดไป่ตู้
关系：pH+pOH=14

酸性pH<7 碱性pH >7
二、酸碱的解离平衡 1、酸和碱的解离平衡及解离平衡常数 酸: HB + H2O B- + H3O+
[H3 O ][B ] Ka [HB]
碱: B- + H2O
HB- + OH-
[HB][OH ] Kb [B ]
Ka — 酸的解离平衡常数， Kb— 碱的解离平衡常数 Ka和Kb与HB的本性及T有关，与c无关 Ka表示酸在水中释放质子能力的大小: Ka越大，表明其酸性越强； Kb表示碱在水中接受质子能力的大小: Kb越大，表明其碱性越强。
一、电解质溶液的定义及分类:
强酸 强电解质 强碱 (strong electrolyte) 盐 在水溶液中几乎完 电解质 (electrolyte) 熔融或溶液状态下 全解离成离子 能导电的化合物 弱电解质 弱酸 (weak electrolyte) 弱碱 在水溶液中只能 部分解离成离子
一元 二元 三元
酸碱的共轭关系

当HA给出一个H+后形成相应的碱A-，称A是该酸HA的共轭碱；同样，碱接受H+后形 成了酸HA，称HA为该碱A-的共轭酸。

例：
HAc是Ac-的共轭酸， Ac-是HAc的共轭碱。
NH4+是NH3的共轭酸， NH3是NH4+的共轭碱。
酸和碱可以是中性分子、阳离子、阴离子， 共轭酸比共轭碱多一个单位正电荷。
思
考
溶液的pH值表示的意义？
如何计算一元弱酸、弱碱溶液的pH值呢？
第三节 水溶液的酸碱平衡
一. 水的质子自递反应
此关系不仅适用于纯水，也可用于任何稀溶液。 Kw称为水的离子积常数，简称水的离子积。
25℃时
Kw= [H+][OH-]=1.0×10-14
回顾: 水溶液的pH值

定义： pH= -lg［H+］
强电解质

在水溶液中完全解离为离子的化合物。如 NaCl、HCl等。它主要以正、负离子的形式
存在于溶液中。
HCl → H+ + Cl-
NaCl → Na+ + Cl-
弱电解质

在水溶液中仅能部分解离的化合物。 如HAc、 NH3等。它主要以分子状态存在于 溶液中，只有少部分解离成正、负离子。由 于离子浓度小，导电性差，其解离过程是可 逆的。

讨论:
① 对于不同的弱电解质，解离度α不同。
② α可表示电解质的相 对强弱：α>30% 强电解质,α<5% 弱电解质 ③ 弱电解质才有解离度的概念
第二节 酸碱质子理论 1.酸碱理论的发展
酸碱解离理论（阿累尼乌其斯 ）
酸碱质子理论（布朗斯特） 酸碱电子理论（路易斯）
2. Arrhenius 的电离理论： 定义:水溶液中，能解离出H+的物质 —— 酸 水溶液中，能解离出OH-的物质 —— 碱 反应实质： H+ + OH- → H2O 优势 ①在物质的化学组成上揭示了酸碱的本质。 ②通过化学平衡的原理量度酸碱的强弱。
凡是能与质子H+结合的物质都是碱(如：NH3， PO43-，H2PO4-，Cl- ， H2O等 )。 既可以给出质子，也能够结合质子的物质称 为两性物质(如：H2O，HCO3-，HPO42- ， H2PO4-等 )。
两性物质：
反应中，HCO3-为碱。
反应中，HCO3-为酸。
即HCO3-既可以失去质子，也可以接受质子。

局限性： 把酸碱限制在溶液中，无法解释： 如 非水溶剂中的酸碱反应 NH3 + HCl = NH4Cl
如 NH4C1水溶液呈酸性； NaHCO3、Na3PO4等水溶液呈碱性
3. 酸碱质子理论认为：
一、 酸碱的定义
凡是能给出质子H+的物质都是酸(如：HAc， NH4+，H3PO4，H2PO4-，HCl， H2O等);

2.共轭酸碱解离平衡常数的关系 酸: HB + H2O B- + H3O+
[H3 O ][B ] Ka [HB] 碱: B- + H2O HB- + OH[HB][OH ] Kb [B ]
HAc
H
+
+ Ac
-
弱电解质在水溶液中的电离 可以用解离度（ α ）定量表示弱电解质 解离程度的大小： α ＝（已解离的分子数∕分子总数）×100％
解离度是指在一定的温度下当解离达到 平衡时，已解离的弱电解质分子数与解离前 分子总数的比率。
例: 25 ℃时, 0.1mol/L HAc的α=1.34%的表示 意义: 当25 ℃ , 0.1mol/L HAc溶液中的HAc分 子的解离达到平衡时, 每10000个HAc分子中 有约134个分子解离成H+，Ac-。
导 言
1. 体液中电解质离子存在的作用？ 举例说明？
维持水盐平衡 调节体液pH值 （ HCO3-，H2PO4-）
2. 它们又是如何调节体液的pH值 ？ 与酸碱平衡的移动有关
肾衰竭 肾小管酸中毒（由肾功能不全引起） 糖尿病酮症酸中毒 乳酸中毒
第三章 酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡
主要内容
酸碱的质子理论 水溶液中的酸碱平衡 酸碱溶液pH值的计算 缓冲溶液
目的要求
1. 了解强电解质溶液的理论和概念。 2. 掌握酸碱质子理论的概念、溶液的pH和 酸碱强度的概念。 3. 掌握一元质子弱酸和弱减水溶液pH及有 关物种浓度的计算。 4. 掌握缓冲溶液的特点和pH计算。
基本概念
电解质： 是在水溶液中或熔融状态能够导电的
化合物。如：酸、碱、盐都是电解质。
电解质的分类
HAc H+ + Ac-
H+
解离式： HAc +
酸1
H2O 碱2
H3O+ + 酸2
Ac碱1
酸碱反应的实质： H+ A1 + B2
酸1 碱2
A2 + B1
酸2 碱1
酸碱反应的实质：两对共轭酸碱对之间的 质子传递过程。 反应方向：较强的酸和较强的碱作用，生 成较弱的酸和较弱的碱。
思考题
写出下列各酸的共轭碱的化学式： NH4+；HCl； H2O； H2PO4-； HCO3-； H2SO4
思 考
质子是以什么形式存在的？
质子不能单独存在。 作为酸，它放出质子必须为另一碱所 接受； 作为碱，也只能从其它酸获得质子。
二、 酸碱反应
酸碱中和反应：
H+ H3O+ + 酸1
NH3 碱2 NH4+ + H2O 酸2 碱1
水解反应
H+ Ac碱1 + H2O 酸2 OH碱2 +
HAc
酸1
解离反应 电离式：